Laboratorio di chimica in casa/Perossido di idrogeno: differenze tra le versioni

===Struttura molecolare===
[[File:Hydrogen-peroxide-3D-balls.png|left|200px]]
{| style="float:right; text-align:center"
|-
|[[File:H2O2 solid structure.svg|250px|]]
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|<small>Struttura molecolare allo stato solido</small>
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|[[File:H2O2 gas structure.svg|250px]]
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|<small>Struttura molecolare allo stato gassoso</small>
|}
La molecola è costituita da due tipi di legame. Quello tra i due atomi di ossigeno è [[w:Legame covalente#Legame covalente puro|covalente puro]], mentre quello tra ossigeno e idrogeno è [[DCD#Legame polare|covalente polare]] (differenza di [[DCD#Elettronegatività|elettronegatività]] 1,3).<br />
Questi non sono complanari: il legame H-O-O è di 109,9°,<ref>Nell'acqua H-O-H è 104°45', negli [[w:Alcoli|alcoli]] H-O-R è ~109°.</ref> mentre quello tra i piani di simmetria della molecola è di circa 90°.
Questo assetto della molecola le conferisce un carattere polare, ed è in grado di creare legami a idrogeno, nonché di dissociarsi parzialmente in soluzione come altri acidi.
 
H<sub>2</sub>O<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O <math>\rightleftharpoons</math> HOO<sup>-</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> &nbsp; Ka ≈ 10<sup>-12</sup>
La distanza di legame O-H è di 98,8 pm <ref>La distanza di legame diminuisce allintensificarsi dei legami vicini. Nell'acido solforico per esempio è 97 pm.</ref> mentre quella O-O è 145,8.<ref>Quella O=O nella molecola di [[w:Ossigeno|ossigeno]] gassoso è 121 pm, mentre quella S-S nel [[w:Disolfuro|disolfuro]] è 205 pm.</ref><br /> [[File:H2O2 solid structure.svg|thumb|right|Struttura molecolare del perossido di idrogeno solido.]]
 
L'energia di legame H-O è alta, ma come detto in precedenza questo tende a rompersi sotto l'influsso dei dipoli magnetici prodotti dai doppietti elettronici nelle molecole vicine.<br />
La caratteristica più evidente dell'acqua ossigenata è quella di decomporsi spontaneamente in acqua e ossigeno per via della bassa [[DCD#Energia di dissociazione di legame|energia di dissociazione di legame]] (49 kcal/mol).<ref>[http://butane.chem.uiuc.edu/pshapley/GenChem2/A4/2.html Bond energy]</ref>
Il legame O-O ha energia pari a 122.3 kJ/mol,<ref>Si vedano le voci [http://en.wikipedia.org/wiki/Peroxide#Bonding_in_O22- Peroxide] ed [http://en.wikipedia.org/wiki/Oxygen#Allotropes Oxygen] su en.Wikipedia. Il dato è stato estrapolato mettendo in proporzione quelli sull'energia di legame forniti nella prima voce in N/cm e quello dato in kJ/mol nella seconda.</ref><ref>Il suo analogo dello zolfo, il [[w:Ponte disolfuro|legame disolfuro]] ha un'energia di legame pari a 251 kJ/mol. Si veda la voce [[w:en:Disulfide bond|disulfide bond]] su en.Wikipedia.</ref> e tende a rompersi in presenza di catalizzatori, ioni metallici riducenti o se sottoposto a [[w:Radiazione ultravioletta|radiazione UV]] o ad altre temperature; si rompe lentamente anche a seguito di [[w:Teoria delle collisioni|urti efficaci]] con le molecole vicine; infatti l'acqua ossigenata si decompone lentamente in maniera spontanea anche a temperatura ambiente.
 
H<sub>2</sub>O<sub>2</sub> → ½ O<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O
 
Tale reazione è tuttavia lenta a temperatura ambiente, ma può essere accelerata esponendo la sostanza a raggi UV (λ 845 nm) o a cationi di metalli ossidanti. Quest'ultima è la più facile da osservare, poiché catalizzata da sostanze come Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub>, MnO<sub>2</sub>, CuO e PbO<sub>2</sub>.<br />
Tali reazioni iniziano solitamente con l'interazione dello ione HO<sub>2</sub><sup>-</sup> con i cationi metallici, che lo ossidano a radicale [[DCD#Idroperossile|idroperossile]] HO<sub>2</sub>• il quale, a seguito di urti con altre [[DCD#Specie chimica|specie chimiche]] si decompone in altri prodotti per terminare con la decomposizione in H<sub>2</sub>O e O<sub>2</sub> vista prima (gli [[DCD#Intermedio di reazione|intermedi di reazione]] possono variare a seconda del catalizzatore usato).
 
HOO<sup>-</sup> + M<sup>n+</sup> → HOO• + M<sup>(n-1)+</sup>
 
Questo spiega il motivo per cui l'acqua ossigenata risulta più stabile in ambiente acido rispetto all'ambiente basico: nel primo caso la concentrazione di ioni HO<sub>2</sub><sup>-</sup> è diminuita a causa dell'eccesso di H<sup>+</sup> che si legano con loro rigenerando H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>.
 
===Concentrazione===